13. Применение энергии Гиббса и энергии Гельмгольца в качестве критериев направления самопроизвольных процессов и равновесия в изолированных системах.
Изменение энергии Гиббса является мерой химического сродства. По ее величине можно судить о возможности и невозможности те0чения процессов. Если ΔGХ.Р. < 0, то процесс возможен и, начавшись, он протекает самопроизвольно. Если ΔGХ.Р. > 0, то течение процесса в данных условиях невозможно. Наконец, если ΔGХ.Р. = 0 (ΔНХ.Р. = ТΔSХ.Р.), то система находится в состоянии равновесия. Изменение энергии Гиббса, как и изменение внутренней энергии, энтальпии и энтропии, не зависит от пути перехода и рассчитывается аналогично по формуле:
ΔGХ.Р. = ΣG0298 ПРОД.Р. – ΣG0298 ИСХ.В.,
где G0298 – стандартное значение энергии Гиббса образования вещества.
При нахождении сумм G0298 надо учитывать стехиометрические коэффициенты. Под стандартной G0298 понимают состояние реагирующей системы, в которой концентрация (парциальные давления) каждого вещества равна единице (1 моль/л, 1,01·105 Па). G0298 простых веществ равно нулю.
По величине ΔGХ.Р. можно дать оценку возможности и направления протекания химических процессов, а также сравнительную характеристику устойчивости химических соединений, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств веществ.
14. Закон действия масс
Впервые гипотеза о зависимости скорости от концентрации была высказана в 1865 году норвежскими химиками Гульдбергом и Вааге. Современная формулировка закона действующих масс: при постоянной температуре скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для реакции
aA + bB → cC + dD
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты, показывают количество молей веществ A, B, C, D, участвующих в реакции.
Математическое выражение закона действующих масс имеет вид:
V
=
k *А а В
b
где V – скорость реакции; k – коэффициенты пропорциональности (при [А] = [В] = 1 моль/дм3 k = V); [А], [В] – концентрации реагентов А и В, моль/дм3; a, b – стехиометрические коэффициенты).
Например, для гомогенной реакции:
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г);
V = k [NO]2 [O2].
Для гетерогенной реакции в уравнение основного закона кинетики концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, не входит
С(к) + О2(г) = СО2(г);
V = k [O2].
Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры и от присутствия катализатора и не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.
15. Принцип Ле-Шателье.
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого равновесия, оказывается внешнее воздействие, изменяющее одно из условий определяющих положение равновесия, то равновесие смещается в ту сторону, чтобы уменьшить внешнее воздействие
Влияние температуры: повышение температуры означает, что к системе подводится тепло, равновесие при этом смещается в сторону процесса, идущего с поглощением тепла (в сторону эндотермической реакции).
Экзотермическая: N2+3H2↔2NH3+Q; ∆H<0; T↑←, T↓→.
Эндотермическая: N2 +O2↔ 2NO – Q; ∆H >0; T ↑→, T↓←.
Влияние давления: увеличение давления (P↑) смещает равновесие в сторону меньших объёмов (меньшего числа молей газообразных веществ), а уменьшении давления – в сторону реакции протекающей с образованием большего числа молей газа. Давление оказывает влияние на реакции, в которых участвуют вещества в газообразном состоянии.
N2+3H2↔2NH3 |
PCl5↔PCl3+Cl2 |
N2 +O2↔ 2NO |
4 моль газа↔ 2 моль газа |
1 моль газа↔ 2 моль газа |
2 моль газа↔2 моль газа
|
Р↑→; Р↓← |
Р↑←; Р↓→ |
давление (Р) не влияет
|
3)при изменении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону реакции, вызывающей уменьшение концентрации этого вещества.
. N2+3H2↔2NH3 + Q
C↑ (N2) →
C↑( H2) →
C↓( NH3)